2.2 La energía de las reacciones químicas
La energía de las reacciones químicas
Macroscópicamente podemos observar que algunas reacciones químicas se producen con desprendimiento de calor, mientras que otras requieren que se les comunique energía.
A nivel atómico, la energía que interviene en las reacciones químicas es el resultado de la rotura y formación de enlaces que tienen lugar.
Cuando la energía que se necesita para romper los enlaces entre los átomos de los reactivos es menor que la que se desprende cuando se forman los enlaces en los productos, en el proceso global se desprende energía. Estas reacciones se llaman exotérmicas.
Cuando se necesita más energía para romper los enlaces que la que se genera al obtener los productos, el proceso global requiere que se le aporte energía. Estas reacciones se denominan endotérmicas.
El calor absorbido o desprendido puede añadirse a la ecuación química como un elemento más del proceso:
CH4 + 2 O2 -----> CO2 + 2 H2O + 875 kJ (proceso exotérmico)
2 KClO3 + 89,4 kJ ----> 2 KCl + 3 O2 (proceso endotérmico)
En la figura se representa la variación de energía que se produce a medida que transcurre una reacción exotérmica y una endotérmica.
El complejo activado (estado de transición) es aquel en el que se han roto los enlaces que unían a los átomos en los reactivos. Para que los reactivos lleguen al estado de transición hay que comunicarles la energía de activación (Ea).
Para que una reacción comience necesita energía, energía de activación. Observa que aunque las reacciones sean exotérmicas necesitan un aporte inicial de energía para que rompan los primeros enlaces entre los átomos de los reactivos (la energía de activación). Una vez que se han formado los productos la energía que se libera se puede utilizar, en parte, para activar nuevas partículas de reactivos.
La energía de activación justifica que la mayoría de las reacciones no sean espontáneas. Por ejemplo, la combustión del carbón es un proceso exotérmico, pero para que empiece a arder hay que acercarle una cerilla.